Discentes: Andreza Leite Gleice Silva Jardson Lima Samara Menezes Tarciele Andrade

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1 Universidade Federal do Pará Instituto de Ciências Exatas e Naturais Faculdade de Química Disciplina: Instrumentação para o Ensino da Química Professor: Jorge Trindade Discentes: Andreza Leite Gleice Silva Jardson Lima Samara Menezes Tarciele Andrade

2 SUMÁRIO Pág. 1. INTRODUÇÃO FUNÇÕES INORGÂNICAS ÁCIDOS BASES SAIS ÓXIDOS AS FUNÇÕES INORGÂNICAS E A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA FUNÇÕES ORGÂNICAS HIDROCARBONETO ÁLCOOL CETONA ÁCIDO CARBOXÍLICO ALDEÍDO AMIDAS AMINAS ÉSTERES ÉTERES FENÓIS HALETOS INSTRUMENTOS PARA O ENSINO DE FUNÇÕES QUÍMICAS CONCLUSÃO REFERÊNCIAS ANEXO

3 1. INTRODUÇÃO Funções Inorgânicas Funções Químicas As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são aquelas que não possuem cadeias carbônicas e as orgânicas são as que possuem. As substâncias inorgânicas são divididas em quatro grupos, ácidos, bases, sais e óxidos, chamados de funções inorgânicas. As substâncias orgânicas são divididas em hidrocarbonetos, funções halogenadas, funções oxigenadas e funções nitrogenadas e, do mesmo modo, os grupos são denominados funções orgânicas (Figura 1). As substâncias pertencentes a cada um dos grupos mostrados na Figura 1 possuem propriedades químicas em comum. O que confere as propriedades às substâncias participantes de uma mesma função é sua capacidade de reagir. Substâncias que reagem da mesma forma, quando colocadas em uma mesma situação, normalmente pertencem à mesma função. Sabemos, por exemplo, que o metanol (CH 3 OH) e o etanol (CH 3 CH 2 OH) pertencem à função Álcool. Estas substâncias possuem propriedades químicas semelhantes, como a formação de ácidos nas reações de oxidação e a formação de gás carbônico, água e energia nas reações de combustão. As Equações 1 e 2 mostram as reações de oxidação do metanol e do etanol, respectivamente: 3

4 CH 3 OH + O 2 HCOOH + H 2 O (Equação 1) (metanol) (ácido metanóico) CH 3 CH 2 OH + O 2 CH 3 COOH + H 2 O (Equação 2) (etanol) (ácido etanóico ou ácido acético) Por outro lado, a parafina (C 22 H 46 ) e o butano (CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 ) sofrem reação de combustão, mas não são classificados como álcoois, uma vez que não sofrem reações de oxidação nas mesmas condições que o metanol e o etanol. A parafina e o butano são classificados como Hidrocarbonetos. Veja as classificações na Tabela 1 abaixo: Tabela 1: Classificação de Algumas Substâncias Orgânicas. Composto Reação de Oxidação Reação de Classificação Combustão Metanol Sim Sim Álcool Etanol Sim Sim Álcool Butano Não Sim Hidrocarboneto Parafina Não Sim Hidrocarboneto Portanto, atenção! Para descobrir a função química a que pertence uma determinada substância, não basta verificar um só tipo de reação química. É preciso verificar um conjunto de reações. No nosso exemplo, duas reações foram suficientes para diferenciar hidrocarbonetos de alcoóis. Agora que conhecemos um dos procedimentos que os químicos utilizam para classificar as substâncias em funções químicas, vamos apresentar todas as funções inorgânicas e orgânicas muito importantes. 4

5 OS ÁCIDOS E AS BASES: UM POUCO DE HISTÓRIA O comportamento ácido-base é conhecido há muitos e muitos anos. A palavra ácido (do latim acidus) significa azedo, álcali (do árabe al qaliy) significa cinzas vegetais. O termo ácido, álcali e base data da Antiguidade, da Idade Média e do século XVIII, respectivamente. As teorias, ácido-base, ou seja, as teorias que procuram explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral são também bastante antigas. Em 1789, Antoine-Laurent Lavoisier afirmava que "o oxigênio é o princípio acidificante". Em outras palavras, dizia que todo ácido deveria ter oxigênio. Entretanto, já nesta época, Claude-Louis Berthollet (1787) e Humphry Davy (1810) descreveram vários ácidos que não apresentavam o oxigênio, tais como o ácido cianídrico (HCN), ácido sulfídrico (H2S) e ácido clorídrico (HCl) As teorias de ácidos e bases que serão tratadas aqui datam do século XX: teoria de Arrhenius (1887), Brönsted-Lowry (1923) e de Lewis (1923) Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Bronsted-Lowry De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são doadores de prótons e bases são aceptoras de prótons. Vamos analisar um exemplo genérico: Nesta reação, o átomo de hidrogênio da espécie HA é transferido para a molécula B, formando BH +. Portanto, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, HA é um ácido porque transferiu um próton para B. Do mesmo modo, nessa reação, B é uma base porque recebeu um próton de HA. A reação entre HA e B leva à formação das espécies A - e BH+. Esta é uma reação reversível. Isso significa que os produtos da reação também reagem entre si, regenerando os reagentes: 5

6 Assim, o átomo de hidrogênio de BH+ é transferido para A-. Portanto, BH+ é um ácido e A- é uma base, segundo Brönsted-Lowry. Desse modo, HA e A- formam um par ácido-base conjugado. Ou seja, HA é um ácido porque doa um próton e transforma-se em A -. A - é uma base porque recebe um próton e transforma-se em HA. Do mesmo modo, B e BH + formam um segundo par ácido-base conjugado. Mas, será que no equilíbrio as quantidades de HA, B, A - e BH + serão as mesmas? Ou teremos uma maior quantidade de reagentes ou produtos? Seria possível prever o sentido para o qual o equilíbrio estaria deslocado? O equilíbrio estará deslocado no sentido da formação do ácido mais fraco e da base mais fraca. Se HA e B forem o ácido e a base mais fracos, eles estarão presente em maior quantidade, e o equilíbrio poderá ser representado da seguinte forma: Mas, se A- e BH+ forem o ácido e a base mais fracos, teremos: Vejamos um exemplo real para que fique mais claro: 6

7 Equação 6: A amônia, uma base fraca, reage com o ácido cítrico, um ácido fraco, conforme a Neste caso, o equilíbrio estará deslocado para os produtos, uma vez que o ácido cítrico (H 3 C 6 H 5 O 7 ) é um ácido mais forte que o íon amônio (NH + 4 ), e que a Amônia (NH 3 ) é uma base mais forte que o íon citrato (H 2 C 6 H 5 O - 7 ). É importante salientar que os conceitos de ácido e base, segundo Bronsted-Lowry, são relativos. Observe as Equações abaixo: Na primeira reação a água doa um próton para a amônia, formando NH + 4 (aq) e OH - (aq), enquanto que, na segunda, a água recebe um próton do ácido acético formando CH 3 COO - (aq) e H 3 O + (aq). Portanto, fica claro que a água, segundo o conceito de Bronsted-Lowry, é um ácido na primeira reação e uma base na segunda. Por isso, a água é denominada uma substância anfótera. Para que uma substância anfótera possa agir como ácido, ele deve ser posta em contato com uma base mais forte que a sua base e, para agir como base, reagir com um ácido mais forte que seu ácido. 7

8 Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Lewis Gilbert Newton Lewis ( ), um químico americano, propôs uma teoria de ácidos em bases no mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentaram a sua teoria. De acordo com Lewis, ácidos são espécies capazes de receber pares de elétrons, e bases são espécies capazes de doar pares de elétrons. Desse modo, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável, como mostra a Figura 3. Os Ácidos e as Bases: O conceito de Arrhenius Por volta de 1887, Svante Arrhenius verificou, por meio de experimentos, que algumas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não. Por exemplo, o que acontecerá se introduzirmos dois fios condutores ligados a um gerador numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) ou se os introduzirmos numa solução aquosa de sacarose (C 12 H 22 O 11 )? 1 o Exemplo A lâmpada não acende, provando que a solução aquosa de sacarose não possibilita a passagem de corrente elétrica. Este tipo de solução é chamada de solução não eletrolítica. As substâncias (no caso a sacarose) que não produzem íons quando em solução aquosa são chamadas de não-eletrólitos. Os não-eletrólitos são sempre moleculares 8

9 2 o Exemplo: A lâmpada acende, provando que há passagem de corrente elétrica através da solução. Esse tipo de solução é chamado de solução eletrolítica. As substâncias (no caso o NaCl) que produzem íons quando em solução aquosa são chamadas eletrólitos. Os eletrólitos podem ser iônicos (NaCl) ou moleculares(hcl). 9

10 Dissociação e Ionização Quando um eletrólito é iônico, a sua dissolução em água possibilita a separação dos íons do retículo cristalino. Esse fenômeno é chamado dissociação iônica. Exemplo: NaCl Na + +Cl Quando um eletrólito é molecular, a sua dissolução em água possibilita a formação de íons, devido à reação das moléculas da substância dissolvida com as moléculas de água. Esse fenômeno é chamado de ionização. Exemplo: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Simplificadamente podemos escrever segundo o modelo de Arrhenius: HCl H + + Cl Grau de Ionização (ou de Dissociação Iônica) Verifica-se que a condutividade elétrica em soluções de NaCl e HCl é alta e que em soluções de HF a condutividade é muito baixa, embora mais alta do que a da água pura. Isso nos leva a concluir que nem todas as moléculas de HF estão ionizadas. Assim, temos dois tipos de eletrólitos: Eletrólitos fortes: existem somente (ou praticamente) como íons em solução. Exemplo: NaCl, HCl Eletrólitos fracos: existem como uma mistura de íons e moléculas não-ionizadas em solução. Exemplo:HF A grandeza que mede a quantidade em porcentagem das moléculas que sofrem ionização é chamada grau de ionização (a). 10

11 Resumo Eletrólito: toda substância que em solução aquosa permite a passagem da corrente elétrica. Não-eletrólito: toda substância que em solução aquosa não permite a passagem da corrente elétrica. Dissociação: separação de íons de um retículo cristalino. Ionização: é a formação de íons, por meio da reação de moléculas da substância dissolvida com moléculas de água. Grau de Ionização Exercícios Resolvidos 01. (UEL-PR) A é uma substância gasosa nas condições ambientes. Quando liquefeita praticamente não conduz corrente elétrica, porém, forma solução aquosa que conduz bem a eletricidade. Uma fórmula possível para A é: a)k b)n 2 c)hcl d)o 3 e)ar Resolução Resposta:C Substância molecular liquefeita pura não conduz a corrente elétrica, pois não apresenta íons em solução. Em solução aquosa pode ionizar produzindo íons em solução que permitem a passagem da corrente elétrica. É o caso do HCl: HCl (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq)+cl (aq) 11

12 02. (PUC-Campinas-SP) Representam um par de substâncias que, em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica: a) C 6 H 12 O 6 e NaOH b) H 2 SO 4 e NaOH c) H 2 SO 4 e C 2 H 6 O d) C 6 H 12 O 6 e C 2 H 6 O Resposta:B As substâncias que permitem a passagem da corrente elétrica através da solução são as iônicas e as moleculares que pertencem à função ácido. 2. FUNÇÕES INORGÂNICAS 2.1- ÁCIDOS Classificação dos Ácidos A) Quanto à presença de oxigênio na molécula: Hidrácidos não possuem oxigênio. Exemplos: HCl, HCN,... Oxiácidos possuem oxigênio. Exemplos: HNO 3, HClO 3, H 2 SO 4... B) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos (ou monopróticos) apresentam um hidrogênio ionizável. Exemplos: HCl, HBr, HNO 3, H 3 PO 2 (exceção). Diácidos (ou dipróticos) apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 3 (exceção). Triácidos - apresentam três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H 3 PO 4, H 3 BO 3. Tetrácidos - apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H 4 SiO 4, H 4 P 2 O 7. C) Quanto ao número de elementos químicos: Binário dois elementos químicos diferentes. Exemplos: HCl, H 2 S, HBr. Ternário três elementos químicos diferentes. Exemplos: HCN, HNO 3, H 2 SO 4. Quaternário quatro elementos químicos diferentes. Exemplos: HCNO, HSCN. D) Quanto à volatilidade (ponto de ebulição): 12

13 Voláteis possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HCl ( 85 C), H 2 S ( 59,6 C), HCN (26 C), HNO 3 (86 C). Fixos possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H 2 SO 4 (338 C), H 3 PO 4 (213 C),H 3 BO 3 (185 C). E) Quanto ao grau de ionização (força de um ácido): Ácidos fortes: possuem > 50% Ácidos moderados: 5% 50% Ácidos fracos: < 5% Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido A) Hidrácidos Ácidos fortes: HI > HBr > HCl. Ácido moderado: HF. Ácidos fracos: demais. B) Oxiácidos Sendo H x E z O y a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos: em que: se: m = 3 ácido muito forte Exemplos: HClO 4, HMnO 4... m = 2 ácido forte Exemplos: HNO 3, H 2 SO 4... m = 1 ácido moderado Exemplos: H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 3 PO 3 (2 H + ), H 3 PO 2 (1 H + ) m = 0 ácido fraco Exemplos: HClO, H 3 BO 3... Observação O ácido carbônico (H 2 CO 3 ) é uma exceção, pois é um ácido fraco (2 = 0,18%), embora o valor de m = 1. 13

14 Resumo Ácido: toda substância que, em solução aquosa, ioniza, produzindo como cátion somente íons H 3 O + (H + ). Classificação: Presença de oxigênio Número de Número de elementos Volatilidade Força Fórmula estrutural A) Hidrácidos ( H x E ) Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço ( ) que representa a ligação covalente Exemplos B) Oxiácidos (H x E z O y ) Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos proceder da seguinte maneira: 14

15 1) escrever o elemento central; 2) ligar o elemento central a tantos grupos OH quantos forem os hidrogênios ionizáveis; 3) ligar o elemento central aos oxigênios restantes através de uma dupla ligação ou por ligação dativa. Exemplos Observação: Duas exceções importantes, por apresentarem hidrogênios não-ionizáveis, são: 15

16 Resumo: Hidrácidos: hidrogênio ligado ao elemento central. Oxiácidos: hidrogênio ligado ao oxigênio e este ligado ao átomo central. Exceções: H 3 PO 3 e H 3 PO 2. Exercício de Ácido 1)assinale o item que contem apenas ácidos de Arrhenius. a) H 2 S, NaCl, KOH b) HBr, HCl, H 2 SO 4 c) NaCl, BA(OH) 2, BaS d) HCl, NH 4 OH, BaS e) NaOH, LiOH,Ca(OH) 2 2) (Unicamp-SP) Indique na afirmação a seguir, o que é correto ou incorreto, justificando sua resposta em poucas palavras: Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio apresenta o número de cátions H+ igual ao de ânions Cl-. Portanto, é eletricamente neutra e não conduz eletricidade. 3) (UEPI) Sejam os seguintes ácidos, com seus respectivos graus de ionização (α):hclo 4 (α = 97%); H 2 SO 4 (α = 61%); H 3 BO 3 (α = 0,0255%); H 3 PO 4 (α = 27%); HNO 3 (α = 92%). Assinale a afirmativa correta. a) H 3 PO 4 e mais forte que H 2 SO 4 b) HNO 3 e um acido moderado c) HClO 4 e mais forte que o HNO 3 d) H 3 PO 4 e um acido forte e) H 3 BO 3 e um acido fraco Atividade prática Experimento: Testando a Corrosão de Ácidos Objetivo: Compreender o processo de corrosão de cálcio dos dentes (cárie dentária), originando a partir de um ácido produzido em nossa boca quando ingerimos massa, refrigerantes, doces, etc. Para ler antes da experiência. Substância acida podem afetar os entes, da seguinte maneira. Os dentes, como todos os ossos do nosso corpo, são formados principalmente 16

17 de compostos de cálcio. A película de esmalte que protege nossos dentes também é composta de cálcio. Existem bactérias que vivem na nossa boca e se alimentam do açúcar presente em certos alimentos (massas, refrigerantes, doces, etc.). Depois de comer o açúcar, as bactérias produzem um tipo de ácido. Esse ácido produzido pelas bactérias pode acorrer o cálcio de esmalte, atingindo o dente. A corrosão do cálcio é a própria cárie dentária. Como podemos perceber, os ácidos reagem fortemente em combinações com certas substâncias. No caso dos dentes, podemos prevenir cáries dentárias escovando sempre os dentes após as refeições. O creme dental é uma substancia básica e pode neutralizar o acido da boca, alem de eliminar partículas de alimentos nos dentes. A experiência proposta a seguir usa a casca de ovo, que é composta de cálcio. Materiais Necessários 1 ovo 2 pratos Vinagre (porção meio corpo) Procedimentos Quebrar o ovo. Colocar a gema e a clara num prato. Triturar a casca do ovo, para não machucar as mãos, embrulhar a casca num pedaço de pano, triturando-a com um pilão ou martelo ou ate mesmo com uma caneta usando como rolo sobre a casca. Pôr a casca de ovo triturado no prato livre. Nesse recipiente, colocar vinagre em quantidade suficiente para cobrir os pedacinhos triturados. Deve-se aguardar cerca de três minutos para que a reação do ácido com o cálcio possa começar a ser observada. Depois de uma semana tem-se o resultado final do experimento Jogo Palavras cruzadas Função Ácido 1) Grupo de substâncias com propriedades químicas semelhantes. 2) Sabor azedo e conduzir bem a eletricidade são duas características desta função. 3) Classificação dos ácidos que possuem oxigênio. 4) Classificação quanto à força do ácido H 2 SO 4. 5) O cátion dos ácidos. 6) São substancias que tem a propriedade de mudar de cor conforme o meio seja ácido ou básico. 7) Classificação de um ácido que apresenta um hidrogênio ionizável. 8) Nomenclatura do ácido HClO 4. 9) Classificação do ácido H 2 S quanto ao número de hidrogênios ionizáveis. 10) Nome do ácido H 3 PO 4. 17

18 Fonte: Samara Menezes 18

19 Resolução das palavras cruzadas - Função ácido 2 1 f u n ç a o q u í m i c a c i 5 4 d 6 h f 3 o x i a c i d o s n d r 10 d r t a i o e c c g i a e d d 8 n 7 m o n o a c i d o f r c o o i s d f o o p r e i r c c o l o r 9 d i a c i d o c o 19

20 2.2- BASES Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de íons H + sendo considerada base a solução que apresenta ph acima de 7. Possuem sabor adstringente (gosto de banana) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta. Exemplos: NaOH Na + + OH - BaOH Ba + + OH - Hidróxido de Bário Hidróxido de Sódio Fonte: Mg(OH) 2 Mg OH - 20

21 Grau de ionização Quando uma substância dissolve-se em água, não são todas as moléculas que iram sofre ionização ou dissociação (quebra da molécula) com produção de íons. O grau de ionização ou dissociação (α) indica o grau de percentagem de moléculas que sofrem ionização ou dissociação que por sua vez medi a força do eletrólito, ou seja, quanto maior o grau de ionização do eletrólito, maior será a sua força. Ficou convencionado que: Eletrólitos fortes possuem α 50%, eletrólitos moderados 5% < α < 50% e eletrólitos fracos possuem α 5%. Classificação quanto ao número de hidroxilas ionizáveis Monobase: KOH Dibases: Fe(OH) 2 Tribases: Al(OH) 3 Tetrabases: Pb(OH) 4 Classificação quanto à solubilidade Fortes e solúveis: Metal alcalino (1A). Ex: LiOH Moderadas e pouco solúveis: Metal alcalino terroso (2A). Ex: Ca(OH) 2 Fracas e insolúveis: Qualquer outro metal. Ex:Fe(OH) 3 Atenção: Com exceção da amônia. NH 3 (g) + H 2 O(l) NH 4 21

22 Nomenclatura Hidróxido + de + nome do cátion Exemplos: NaOH : Hidróxido de magnésio. LiOH : hidróxido de lítio. Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número da carga do íon é acrescentado ao final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga e -ico ao íon de maior carga. Demonstração: Ferro Fe 2+ e Fe 3+ Fe 2+ Fe(OH) 2 = Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso. Fe 3+ : Fe(OH) 3 = Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico. Veja mais exemplos: Cobre: Cu (OH): Hidróxido de cobre (I) Cu (OH) 2 : Hidróxido de cobre (II). Ação sobre indicadores Como já vimos, tanto os ácidos como as bases alteram a cor de um indicador. A maioria dos indicadores usados em laboratório é artificial; porém, alguns são encontrados na natureza, como o tornassol, que é extraído de certos liquens. No nosso dia-a-dia, encontramos esses indicadores presentes em várias espécies: no repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil. 22

23 A tabela a seguir mostra os indicadores mais usados em laboratórios e as cores que adquirem, se em presença de um ácido ou de uma base. Tornassol Fenolftaleína Alaranjado de metila Azul de bromotimol Ácido rosa incolor vermelho amarelo Base azul vermelho amarelo azul de bromotimol Fonte: Usberco e Salvador Características Sabor adstringente Sofrem dissociação quando em solução aquosa; ha separação dos íons conduzindo corrente elétrica. Base é toda a substância que, em solução aquosa libera como ânion exclusivamente OH- (hidróxido). Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos tem seus íons separados. O cátion é um metal, e o ânion é o OH -. Potencial de Hidrogênio Iônico (ph) O ph ou potencial de hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em O "p" deriva do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H + ). Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da atividade dos íons a que se refere, ou seja, 23

24 Indicador Ácido Base Tornassol Róseo Azul Fenolftaleína Incolor Avermelhado Alaranjado de metila Avermelhado Amarelo Principais bases e suas aplicações Hidróxido de sódio NaOH O hidróxido de sódio é conhecido por soda cáustica, cujo termo cáustica significa que pode corroer ou, de qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e higroscópico, ou seja, tem a propriedade de absorver água. Por Sabão isso, quando exposto ao meio ambiente, ele se transforma, após certo tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade são denominadas deliquescentes. Fonte: Christof Gunkel Quando preparamos soluções concentradas dessa base, elas devem ser conservadas em frascos plásticos, pois lentamente reagem com o vidro. Tais soluções também reagem com 24

25 óleos e gorduras e, por isso, são muito utilizadas na fabricação de sabão e de produtos para desentupir pias e ralos. Hidróxido de cálcio Ca(OH) 2 O hidróxido de cálcio é conhecido como cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. Nas condições ambientes, é um sólido branco, pouco solúvel em água. Sua solução aquosa é chamada água de cal, e a suspensão de Ca(OH) 2 é chamada leite de cal. É utilizado nas pinturas a cal (caiação) e na preparação de argamassa. Argamassa Hidróxido de magnésio Mg(OH) 2 Fonte: Patrick Luethy/Stock O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel em água. Quando disperso em água, a uma concentração de aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio origina um líquido branco e espesso que contém partículas sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso como antiácido e laxante. 25

26 (Tarciele Andrade)-Exercício ( Resolvido) Relacione os hidróxidos com suas respectivas funções. 1) É utilizada farmacologicamente para aliviar a prisão de ventre por seu efeito laxante, podendo também ser usado para aliviar indigestões e azia, como um antiácido. Também pode ser usado como eficiente desodorante de pés e axilas, pois alcaliniza a pele, impedindo a proliferação de bactérias que causam mau cheiro. 2) É um composto que se apresenta como um pó de cor verde, insolúvel em água, não inflamável e, em condições normais, estável. Ele é utilizado em baterias recarregáveis de níquel cádmio 3) Nocivo quando ingerido, inalado e absorvido pela pele. Extremamente irritante para mucosas, sistema respiratório superior, olhos e pele. ( ) Ca(OH) 2 ( 3 ) NH 4 OH ( 2 ) Ni(OH) 2 ( 1 ) Mg(OH) 2 26

27 2.3- SAIS A maioria das pessoas quando ouve a palavra sal pensa no sal de cozinha. Mas, se você disser a palavra sal para um químico, ele provavelmente irá lhe perguntar de que sal você está falando. Pois o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é apenas um exemplo dessa enorme classe de substâncias. Os sais estão muito presentes no nosso cotidiano, além do cloreto de sódio (NaCl), existe também o bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ), que é usado como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de cálcio hidratado (CaSO4 2 H 2 O) que é usado como gesso em ortopedia; o sulfato de sódio (Na 2 SO 4 ) e o sulfato de magnésio (MgSO 4 ), que são usados como purgante; o carbonato de sódio (Na 2 CO 3 ), usado na fabricação de vidros, detergentes e sabões. Também podemos encontrar sais não dissolvidos na água, como por exemplo, o carbonato de cálcio (CaCO 3 ), que forma os corais e as conchas. Enfim são muitos os sais que fazem parte da nossa vida. Conceituação dos sais Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, formando pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H + (aq), e um ânion diferente da hidroxila, OH - (aq), e do oxigênio, O 2- (aq). Os sais podem ser obtidos através de reações entre um ácido e uma base (reações de neutralização). Reação de neutralização total Este tipo de reação ocorre quando reagem todos os íons H + do ácido e todos os íons OH -. O sal produzido é denominado de sal comum ou neutro. A reação entre o ácido nitroso, HNO 3, e o hidróxido de potássio, KOH formando o sal nitrito de potássio, KNO 2, e a água é um exemplo de reação de neutralização total. KOH(aq) + HNO 2 (aq) KNO 2 (aq) + H 2 O(l) 27

28 Nomenclatura dos sais Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema: Nome do sal: nome do ânion de nome do cátion Exemplos: Ca(NO 3 ) 2 Cátion - Ca 2+ - cálcio nitrato de cálcio - Ânion - NO 3 - nitrato Ag 2 CrO 4 Cátion Ag + - prata cromato de prata 2- Ânion CrO 4 - cromato Fe 2 S 3 Cátion Fe 3+ - ferro III sulfeto de ferro III ou sulfeto férrico Ânion S 2- - sulfeto Tabela com os Principais Ânions Ânions Acetato: H 3 CCOO - - Bicarbonato: HCO 3 - Bissulfato: HSO 4 Brometo: Br - 2- Carbonato: CO 3 Cianeto: CN - Cloreto: Cl - Fluoreto: F - 3- Fosfato: PO 4 Hipoclorito: ClO - Iodeto: I - - Nitrato: NO 3 - Nitrito: NO 2 - Permanganato: MnO 4 4- Pirofosfato: P 2 O 7 2- Sulfato: SO 4 Sulfeto: S 2- - Sulfito: SO 3 - Clorito: ClO 2 2- Cromato: CrO 4 - Bromato: BrO 3 CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS Sal neutro: É um sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável (H + ) e também não apresenta o ânion OH. Exemplos: NaCl, BaSO 4 Hidrogeno-sal ou sal ácido: É um sal que apresenta dois cátions, sendo um deles o H + (hidrogênio ionizável), e somente um ânion. Esse sal é proveniente da neutralização 28

29 parcial de seu ácido de origem Na nomenclatura desses sais, devem-se indicar a presença e a quantidade de grupos H +. Exemplo: Na + H + CO 3-2 = NaHCO 3 Nome: carbonato (mono) ácido de sódio Hidróxi-sal ou sal básico: É um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles o OH (hidroxila), e somente um cátion. Esse sal é proveniente da neutralização parcial de sua base de origem Na nomenclatura desses sais, devem-se indicar a presença e a quantidade de grupos OH, de maneira semelhante aos sais que apresentam grupos H +. Exemplo: Ca 2+ (OH) Cl = Ca(OH)Cl Nome: cloreto (mono) básico de cálcio Sal duplo ou misto: É um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H + ) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH ). Exemplos: Na + Li + SO 4 2 = NaLiSO 4 Ca 2+ Cl ClO = Ca(Cl)ClO Nome: sulfato de sódio e lítio Nome: hipoclorito cloreto de cálcio Sal hidratado: Apresenta, no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplos: CuSO 4 5 H 2 O = sulfato de cobre II penta-hidratado CaSO 4 2 H 2 O = sulfato de cálcio di-hidratado A solubilidade em água Em termos práticos, este é um critério importante para a classificação dos sais. A tabela a seguir indica a solubilidade em água das substâncias. Sal Solubilidade Exceções Nitratos Solúveis Cloratos Acetatos Cloretos Solúveis Ag + 2+, Hg 2, Pb 2+ Brometos Iodetos Sulfatos Solúveis Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ Sulfetos Insolúveis Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, NH + 4, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ Outros sais Insolúveis Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, + NH 4 29

30 Caráter ácido-básico do sal Sais que possuem cátion e ânion provenientes de base e ácido fortes ou fracos apresentam caráter neutro. Nos demais casos, prevalece o caráter do mais forte: básico ou ácido. Portanto, caráter básico, ácido ou neutro de uma solução aquosa de um sal depende diretamente força da base e da força do ácido que deram origem a este sal. Nesse caso, de um modo geral, teremos o seguinte: Sal neutro NaCl- Forma solução de caráter neutro, pois o cátion Na +, vem de NaOH, base forte, e o ânion Cl -, vem de HCl, ácido forte. NH 4 CN Forma solução de caráter neutro, pois o cátion NH 4+, vem de NH 4 OH, base fraca e o ânion CN -, vem de HCN, ácido fraco. Sal básico NaClO - Forma solução de caráter básico, pois o cátion Na +, vem de NaOH, base forte, e o ânion ClO -, vem de HClO, ácido fraco. Sal ácido AgNO 3 - Forma solução de caratê ácido, pois o cátion Ag +, vem de AgOH, base fraca e o ânion NO 3-, vem de HNO 3, ácido forte. Aplicações de alguns sais Cloreto de sódio - NaCl É obtido pela evaporação da água do mar. É o principal componente do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. No sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como iodetos de sódio e potássio (NaI e KI), cuja presença é obrigatório por lei. Sua falta pode acarretar a doença denominada bócio, vulgarmente conhecida pelo papo. O cloreto de sódio é a principal matéria-prima utilizada para produção de soda caústica (NaOH). Fluoreto de sódio NaF O fluoreto de sódio é um dos componentes dos cremes dentais, pois inibe a desmineralização dos dentes, tornando-os menos suscetíveis à cárie. 30

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